氧化还原反应方程式的配平（八大配平技巧）

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1、氧化还原反应方程式的配平氧化还原反应化升←失e-→还原剂→还原性→被氧化→氧化反应→氧化产物化降←得e-→氧化剂→氧化性→被还原→还原反应→还原产物特征←实质→反应物→性质→过程→反应→生成物↑↑↑↑↑↑↑↓↓↓↓↓↓↓强调：（1）电子的得与失，化合价的升与降是同时进行的，且得电子总数等于失电子总数。（2）氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可是同一物质。一、氧化还原反应类型1、氧化剂＋还原剂==还原产物＋氧化产物特点：氧化剂和还原剂分别为不同的物质，参加反应的氧化剂（或还原剂）全部被还原（或被氧化），有关

2、元素的化合价全部发生变化2、部分氧化还原反应特点：参加反应的氧化剂（或还原剂）只有部分被还原（或被氧化），有关元素的化合价只有部分部发生变化，除了氧化还原反应外，还伴随有非氧化还原反应发生。4Zn+10HNO3=4Zn(NO3)2+N2O+5H2O3、自身氧化还原反应特点：反应发生在同一物质的不同元素之间，即一种元素被氧化，另一种元素被还原；该物质既是氧化剂又是还原剂；如KClO3分解歧化反应：反应发生在同一物质的同种元素，该元素既被氧化又被还原；该物质既是氧化剂又是还原剂；4、归中反应特点：同一元素在不同的反应物中有不同

3、的化合价（高价、低价），反应后转化成中间价态。化合价只靠拢，不交叉。H2S+H2SO4(浓)==S↓+SO2↑+2H2O-2+60+4失2e-得2e-3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+5H2O二、氧化还原反应的基本规律得电子还原反应失电子氧化反应氧化剂＋还原剂====还原产物＋氧化产物1、守恒律氧化还原反应中，化合价升高总数=化合价降低总数失电子总数=得电子总数阳离子正电荷总数=阴离子负电荷总数（离子反应）2、价态律一般而言：元素处在最高价态只有氧化性（只作氧化剂）；元素处在最低价态只有还原性（只作还原剂）

4、；元素处在中间价态既有氧化性，又有还原性（既可作氧化剂，又可作还原剂依据元素价态高低判断——高价氧化低价还，中间价态两边转。得电子还原反应失电子氧化反应氧化剂＋还原剂====还原产物＋氧化产物3、强弱律强氧化剂强还原剂弱还原剂弱氧化剂氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物4、转化律氧化还原反应中，以元素相邻价态之间的转化最容易；同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态之间不发生氧化还原反应。5、难易律越易失电子的物质，失去电子后就越难得到电子；越易得电子的物质，得到电子后就越难

5、失去电子；一种氧化剂与多种还原剂相遇时，还原性最强的优先反应；一种还原剂与多种氧化剂相遇时，氧化性最强的优先反应；三、氧化还原反应配平技巧（一）、正向配法(常规形式)对于被氧化、被还原的元素分别在不同物质中的氧化还原反应，从左边反应物着手配平—即选择反应物作为基准物质。Ag3AsO4+Zn+H2SO4—Ag+AsH3+ZnSO4+H2O练习配平：H2S+SO2—S+H2O-2+402412321、标价态2、列变化3、等升降4、平两边81121122111162118200-3+2+5+11电荷守恒电子守恒质量守恒

6、3注：部分氧化还原反应化学计量数分两部分：作氧化剂或还原剂，和参加非氧化还原反应的（二）、逆向配平法1)适用对象：部分氧化还原反应;自身氧化还原反应；歧化反应。2)方法：从右边反应物着手配平，即：选择氧化产物、还原产物为基准物质配平练习A组：S+KOH—K2S+K2SO3+H2OK2Cr2O7+HCl—KCl+CrCl3+H2O+Cl2↑0-2+462+6-1+30421233321213231472681配平练习B组：Cl2+KOH—KCl+KClO3+H2O0-1+515515363①先配氧化剂、还原剂

7、及还原产物与氧化产物；(三）、缺项配平：②再根据质量守恒、电荷守恒确定所缺的物质的化学式（分子或离子）③最后观察配平其他物质系数。Pt+HNO3+HCl—H2PtCl6+NO↑+配平练习A组：0+5+4+24334343418H2O8比较两边H、O原子个数不等，可见生成物中含有H、O元素，再比较反应物比生成物多8个O、16个H，故知生成物为H2O，水的系数为8。离子方程式的配平MnO4-+Ⅰ-+H+Mn2++Ⅰ2+H2O1、先用得失电子守恒：配平氧化剂和还原产物；还原剂和氧化产物MnO4-+Ⅰ-+H+Mn2++Ⅰ2+H

8、2O221052、用电荷守恒：2MnO4-+10Ⅰ-+H+2Mn2++5Ⅰ2+H2O1683、若有缺项：可以根据原子守恒(电荷守恒)补上缺项：一般是补：H2O、OH-、H+(四)、整体归一法：某些反应物或生成物分子内有两种或两种以上元素的化合价发生变化，可将分子看作一个整体作为基准物质进行配平，称为归一